第15讲 元素周期律 -【暑假衔接】新高一化学暑假精品课（人教版）（学生版).docx

第15讲元素周期律

1、认识原子核外电子排布，元素最高化合价和最低价和原子半径随元素原子序数递增而呈现周期性的变化规律。

2、、以第三周期元素为例构建元素周期律，认识元素同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈现的周期性变化的规律。

3、由元素“位置—结构—性质”认识元素性质，由“结构—性质—用途”认识物质性质。

4、认识元素周期律的含义和实质。

5、认识元素性质与原子结构的关系。

一、1～18号元素性质的周期性变化规律

1、原子最外层电子排布变化规律

周期序号

原子序数

电子层数

最外层电子数

结论

第一周期

1→2

1

1→2

同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期除外)

第二周期

3→10

第三周期

11→18

规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素原子的

2、原子半径的变化规律(稀有气体除外)

周期序号

原子序数

原子半径/nm

结论

第一周期

1

0.037

同周期由左向右元素的(不包括稀有气体)

第二周期

3→9

0.152→0.071

第三周期

11→17

0.186→0.099

规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的

3、元素的主要化合价

周期序号

原子序数

主要化合价

结论

第一周期

1→2

＋1→0

①同周期由左向右，元素的(＋1→＋7，O和F无最高正价)；

②元素的最低负价由价逐渐升高至价；

③最高正价＋|最低负价|＝8

第二周期

3→9

最高价(不含O、F)

最低价

第三周期

11→17

最高价

最低价

规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的

二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律

1、预测：元素性质的递变规律

第三周期元素电子层数，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次，失电子的能力依次，得电子的能力依次，预测它们的金属性依次，非金属性依次。

2、实验探究：金属性的递变规律

(1)Na、Mg元素金属性强弱比较

原理

金属与水反应置换出H2的难易程度

操作

现象

镁条表面附着

剧烈反应，溶液变成浅红色

化学反应

－

Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑

结论

结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg，则金属性：

(2)Mg、Al元素金属性强弱比较

原理

金属的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

物质

Al(OH)3

Mg(OH)2

操作

现象

A中沉淀

B中沉淀

C中沉淀

D中沉淀

A、B、C、D试管中的离子方程式

A：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

B：Al(OH)3＋OH－===AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O

C：Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O

D：

结论

Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：

3、信息获取：非金属性的递变规律

Si

P

S

Cl

最高价氧化物对应水化物的酸性

H2SiO3弱酸

H3PO4中强酸

H2SO4强酸

HClO4强酸

酸性：

结论

同周期中，从左到右，元素的非金属性逐渐

4、元素周期律

(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。元素的原子半径、化合价、金属性与非金属性都属于元素的性质。

(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的周期性变化的必然结果。

三、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律

1．元素周期表与元素周期律的关系

(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。

(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律

同周期元素从左到右金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上到下金属性逐渐，非金属性逐渐。

2．元素周期表的金属区和非金属区

(1)金属性强的元素在周期表的方，最强的是(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的方(稀有气体除外)，最强的是。

(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的，又能表现出一定的，故元素的与